LIGAÇÃO COVALENTE

A ligação covalente, geralmente é feita entre os não-metais e não metais, hidrogênio e não-metais e hidrogênio com hidrogênio.
Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons na última camada. Ele precisa de mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando estáveis:

Ex.  H (Z = 1)  K = 1

H – H    →   H2

O traço representa o par de elétrons compartilhados.

Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons  em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes

Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:

Fórmula de Lewis ou Fórmula Eletrônica

Cl – Cl
Fórmula Estrutural

Cl 2
Fórmula Molecular

Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser mono, bi, tri ou tetravalentes.

A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água.

Fórmula de Lewis

 
Fórmula Estrutural

H2O
Fórmula Molecular 

A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O oxigênio tem 6é na última camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda dois pares de elétrons sobre o átomo de oxigênio.
A ligação covalente pode ser representada de várias formas.
As fórmulas em que aparecem indicados pelos sinais   .   ou   x  são chamadas de fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica.
Quando os pares de elétrons são representados por traços (-) chamamos de fórmula estrutural plana, mostrando o número de ligações e quais os átomos estão ligados.
A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos átomos têm na molécula.
Veja o modelo:

                    H .  .  H                                   H – H                                   H2

Fórmula de Lewis ou eletrônica    Fórmula Estrutural Plana     Fórmula Molecular

LIGAÇÃO IÔNICA

A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânions e cátions).
Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e não-metais.

Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions. Elementos mais eletropositivos ou menos eletronegativos.
Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions. Elementos mais eletronegativos ou menos eletropositivos.

Então:

METAL + NÃO-METAL →  LIGAÇÃO IÔNICA

Exemplo: Na e Cl
Na (Z = 11)   K = 2  L = 8  M = 1
Cl (Z = 17)    K = 2  L = 8  M = 7

O Na quer doar 1 é          →     Na+ (cátion)
O Cl quer receber 1 é      →     Cl –  (ânion)

O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com 8é (igual aos gases nobres) precisa de 1é.

  Na⁺          Cl ^–       →         NaCl
cátion       ânion             cloreto de sódio

As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions e ânions. Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.

Exemplo: Mg e Cl

  Mg+2                 Cl 1-              →                 MgCl2
cátion         ânion              cloreto de magnésio

Pode-se utilizar a “Regra da Tesoura”, onde o cátion passará a ser o número de cloros (não-metal) na fórmula final e o ânion será o número de magnésio (metal).

Isótopos e Isóbaros

Isótopos
      No inicio do século XX, experiências realizadas por Frederick Soddy (1877-1956) e outros cientistas mostraram evidencias de que um elemento químico pode ser constituído por uma mistura de vários átomos com o mesmo numero atômico, mas com diferentes números de massa: os isótopos.

      Os isótopos naturais são sempre encontrados numa proporção praticamente constante para cada elemento químico, em qualquer lugar da terra, em quaisquer substancias em que estejam presentes.

Exemplos:

₁¹H – hidrogênio

₁²H – deutério

₁³H – trítio (radioativo)

Isóbaros

        Isóbaros são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas mesmo numero de massa (A)

Exemplos:

₂₀⁴⁰ Ca - cálcio                 ₁₈⁴⁰ Ar – arsênio

Os isóbaros pertencem, portanto,a elementos químicos diferentes.

Estrutura de Lewis

              O primeiro modelo de ligação química com sucesso foi o de Gilbert Newton Lewis (23/10/1875 - 23/03/1946), Que estabeleceu em 1916, que uma ligação química entre dois átomos é formada por um par de elétrons que pertence igualmente a ambos, de forma compartilhada. Dois pares de elétron pertencentes aos dois átomos formam então uma ligação dupla e três pares uma tripla. Todos os demais pares de elétrons desses átomos, que não tiverem compartilhados, são chamados de pares de elétrons isolados. Com o desenvolvimento das suas idéias, foi posteriormente proposto que os átomos obtêm configuração mais estável quando tem oito elétrons de Valência (4 pares). Esta idéia ficou conhecida como regra do octeto. A presença de 4 pares de elétrons no nível de Valência dos átomos relacionada com o preenchimento de todos os seus orbitais do subniveis s e p, no nível de Valência. De fato um grande numero de moléculas simples apresenta essa configuração eletrônica. 

              Entretanto, elementos de período 1 da tabela periódica, que apresentam apenas o subnivel s no nível de Valência, poderão alojar apenas 2 elétrons neste nível. Logo, para hidrogênio e Hélio, o octeto torna-se dueto. Neste contexto podem-se encontrar muitas outras exceções à regra do octeto. Elementos do período 3 ou maior apresentam também subnivel d com mais 5 possibilidades de orbitais. Portanto , alem do octeto, mais dez elétrons seriam possíveis de serem alojados no nível de Valência de um elemento do grupo 3 ou maior.

             Realmente há algumas moléculas como SF₄ (tetrafluoreto de enxofre) que apresentam na sua estrutura átomos com mais de 4 pares de elétrons. No SF_­4­ os átomos de flúor estão com o octeto completo, entretanto, o enxofre apresenta 10 elétrons de valência, 4 pares compartilhados e 1 isolado. Isto somente é possível porque o enxofre, do período 3 da tabela periódica, utiliza alem dos subniveis 3s e 3p, também um orbital do subnivel 3d. Assim, elementos do período 3 ou maior, apresentam possibilidades de expandir sua valência além do octeto.

tetrafluoreto de enxofre (SF₄)

A estrutura de Lewis para o dióxido de carbono respeita inteiramente a regra do octeto.

dióxido de carbono (CO_­2) 

Referência:

Edilson valmir benvenutti. Química inorgânica, segunda edição, 2006.

Diferença entre Metais e Não-Metais

Metais: apresentam grande raio atômico, baixo potencial de ionização, baixa afinidade eletrônica e baixa eletronegatividade. Quanto mais acentuadas forem as características acima, maior será o caráter metálico do elemento. Nesse caso os metais mais típicos são césio, rubídio, rádio e bário.

Não-Metais: apresentam pequeno raio atômico, alto potencial de ionização, altas afinidades eletrônicas e alta eletronegatividade. Quanto mais acentuadas forem essas características, maior o caráter não-metalico do elemento. Portanto os típicos não-metais são o flúor, neônio, oxigênio e cloro.

Na fronteira entre os metais e os não-metais encontram-se alguns elementos com prioridades intermediarias, tais como silício, germânio e telúrio.

Histórico do Átomo

A expressão átomo é muito antiga, embora se tenha poucos registros da idade antiga, sabe-se que em Ca.400 a.C. democritus já havia proposto uma definição de átomo. No entanto foi somente no inicio do XIX (1808) que a menor unidade da matéria, ate então conhecida, teve uma definição química John Dalton, foi o primeiro a relacionar o átomo com propriedades, definindo-o como a menor unidade da matéria que conserva suas propriedades.
No entanto, somente cem anos mais tarde começam a surgir propostas de modelos de átomos, impulsionadas pela de descoberta do elétron no final do século XIX, inicialmente, pelos trabalhos de Hendrik Lorentz, que sugeriu que a matéria era composta de cargas e , posteriormente, por Joseph Thomson que propôs que a matéria deveria apresentar cargas de aproximadamente 108 colombs por grama, que corresponde a uma carga de aproximadamente 104 vezes maior que a obtida na relação carga/massa pro íon hidrogênio. Essa proposição despertou interesse na determinação exata da carga do elétron que foi obtida em 1910 por Robert Millikan.

A primeira proposta de modelo atômico foi o trabalho de Thomson, que simplesmente inseriu cargas no átomo propondo que o mesmo deveria ser uma esfera positivamente carregada contendo cargas negativas homogeneamente distribuídas por toda sua extensão (Pudim de passas). Mesmo para época este modelo era demasiadamente simples e em apenas dois anos um novo modelo mais sofisticado surge das idéias de Ernest Rutherford.

Rutherford era aluno de doutorado de Thomson e já havia concluído alguns importantes trabalhos que serviram como subsidio para o desenvolvimento do seu modelo atômico. Estes trabalhos devem ser mencionados para que se tenha uma melhor compreensão da origem de suas idéias. Dois trabalhos merecem destaque:

• Primeiro foi a descoberta de que a radioatividade era composta por três distintos tipos de radiação: i) partículas α (alfa), carregadas positivamente e com massa superior a do elétron, mais tarde com a descoberta do nêutron, definida como He2+; ii) partículas β (beta), compostas de elétrons acelerados e; iii) radiação Ὑ (gama) ondas eletromagnéticas de alta energia.

• O segundo importante trabalho de Rutherford foi o bombardeamento de laminas metálicas delgadas com partículas α(alfa), inicialmente Rutherford observou que as partículas α atravessavam as laminas metálicas como estas fossem compostas de imensos espaços vazios. No entanto, ao deixar seu equipamento funcionando por um período mais longo, evidencio que uma pequena fração das partículas α, que eram enviadas em direção a lamina metálica sofria um desvio de sua trajetória. Aprimorou seu experimento e conseguiu estabelecer uma distribuição quantitativa destas partículas, mostrando que a quantidade de partículas desviadas diminuía com o aumento do ângulo de desvio de trajetória.


A partir de seus dados experimentais Ernest Rutherford estabeleceu em 1911, um modelo de átomo mais sofisticado do que o de Joseph Thomson, no modelo de Rutherford o átomo deveria ser uma esfera negativa (eletrosfera) contendo pouquíssima massa, enquanto em seu centro deveria existir uma núcleo positivo que contem praticamente toda a massa do atmo. Dessa forma a eletrosfera não impõe barreiras a passagem das partículas α, enquanto o núcleo sim, por ter grande massa desviar sua trajetória quando estas passassem suficientemente próximas dele a ponto de sentir repulsão eletrostática.

Referências

• Atkins; jones, L. Principios de Química.
• Edilson V. Benvenutti. Química inorgânica, 2^a edição.